Redoxreaktioner

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 18. september 2022; verifikation kræver 1 redigering .

Redoxreaktioner


Mediefiler på Wikimedia Commons

Redoxreaktioner (ORD) , også redox (forkortet engelsk redox , af red uction - oxidation - reduction-oxidation) - modparallelle kemiske reaktioner , der opstår med en ændring i oxidationstilstandene for de atomer, der udgør de reagerende stoffer (eller ioner). stoffer ), realiseret ved omfordeling af elektroner mellem det oxiderende atom ( acceptor ) og det reducerende atom (donor).

Historisk baggrund

Siden oldtiden har videnskabsmænd troet, at oxidation er tabet af phlogiston (et særligt usynligt brændbart stof, hvis udtryk blev introduceret af Johann Becher ), og restaurering er dets erhvervelse. Men efter oprettelsen af iltteorien om forbrænding af A. Lavoisier i 1777, i begyndelsen af det 19. århundrede, begyndte kemikere at betragte samspillet mellem stoffer og ilt for at være oxidation , og genoprettelsen af deres transformation under påvirkning af brint . Andre grundstoffer kan dog fungere som et oxidationsmiddel, f.eks

\mathsf{Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow}

I denne reaktion er oxidationsmidlet en hydrogenion [1] - H + , og jern virker som et reduktionsmiddel.

I overensstemmelse med elektron-ion-teorien om oxidation-reduktion, udviklet af L. V. Pisarzhevsky i 1914, er oxidation processen med at spalte elektroner fra atomer eller ioner af et grundstof, der bliver oxideret; Genopretning er processen med at binde elektroner til atomer eller ioner af det grundstof, der reduceres. For eksempel i reaktionen

{\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{Zn}}}+{\stackrel {0}{\mbox{Cl}}}_{2}\rightarrow {\stackrel {+2}{ \mbox{Zn}}}{\stackrel {-1}{\mbox{Cl}}}_{2}}}

zinkatomet mister to elektroner, det vil sige, at det oxideres, og klormolekylet tilføjer dem, det vil sige, at det reduceres.

Beskrivelse

I processen med en redoxreaktion afgiver reduktionsmidlet elektroner, det vil sige, at det oxideres ; Oxidationsmidlet får elektroner, det vil sige, at det reduceres . Desuden er enhver redoxreaktion en enhed af to modsatte transformationer - oxidation og reduktion, der forekommer samtidigt og uden adskillelse af den ene fra den anden. [2]

Oxidation

Oxidation er processen med at donere elektroner med en stigning i graden af oxidation.

Når et stof oxideres , stiger oxidationstilstanden som følge af donation af elektroner . Atomerne i det oxiderede stof kaldes elektrondonorer , og oxidationsmidlets atomer kaldes elektronacceptorer .

I nogle tilfælde, når det oxideres, kan et molekyle af det oprindelige stof blive ustabilt og nedbrydes til mere stabile og mindre bestanddele (se frie radikaler ). Desuden har nogle af atomerne i de resulterende molekyler en højere grad af oxidation end de samme atomer i det oprindelige molekyle.

Reduktionsmidlet, der donerer elektroner, opnår oxiderende egenskaber og bliver til et konjugeret oxidationsmiddel (selve processen kaldes oxidation):

reduktionsmiddel - e - ↔ konjugeret oxidationsmiddel .

En ubundet, fri elektron er det stærkeste reduktionsmiddel.

Gendannelse

Reduktion er processen med at tilføje elektroner til et atom af et stof, mens dets oxidationstilstand falder.

Også under reduktion vedhæfter atomer eller ioner elektroner . I dette tilfælde falder grundstoffets oxidationstilstand . Eksempler: reduktion af metaloxider til frie metaller ved hjælp af brint , kulstof , andre stoffer; reduktion af organiske syrer til aldehyder og alkoholer ; hydrogenering af fedtstoffer mv.

Oxidationsmidlet, der accepterer elektroner, opnår reducerende egenskaber og bliver til et konjugeret reduktionsmiddel (selve processen kaldes reduktion):

oxidationsmiddel + e − ↔ konjugeret reduktionsmiddel .

Redox-par

Et oxidationsmiddel og dets reducerede form, eller et reduktionsmiddel og dets oxiderede form, udgør et konjugeret redoxpar , og deres gensidige transformationer er redox- halvreaktioner .

I enhver redoxreaktion deltager to konjugerede redoxpar, mellem hvilke der er konkurrence om elektroner, som et resultat af hvilke to halvreaktioner opstår: den ene er forbundet med tilsætning af elektroner, det vil sige reduktion, den anden med frigivelsen af elektroner, det vil sige oxidation.

Typer af redoxreaktioner

Intermolekylære - reaktioner, hvor oxiderende og reducerende atomer er i molekylerne af forskellige stoffer, for eksempel:

{\mathsf {H_{2}S+Cl_{2}\rightarrow S+2HCl))

Intramolekylære - reaktioner, hvor oxiderende og reducerende atomer er i molekylerne af det samme stof, for eksempel:

{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O\rightarrow 2H_{2}+O_{2))))

Disproportionering (selvoxidation-selvhelbredende) - reaktioner, hvor det samme grundstof virker både som et oxidationsmiddel og som et reduktionsmiddel, for eksempel:

{\mathsf {H_{2}O+Cl_{2}\højrepil HCl+HOCl))

Reproportionering (proportionering ) - reaktioner, hvor en oxidationstilstand opnås fra to forskellige oxidationstilstande af det samme grundstof:

{\mathsf {SO_{2}+2H_{2}S\højrepil 3S+2H_{2}O))

Eksempler

Redoxreaktion mellem brint og fluor

{\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{H))}_{2}+{\stackrel {0}{\mbox{F))}_{2}\rightarrow 2{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}{\stackrel {-1}{\mbox{F}}}}}

Den er opdelt i to halvreaktioner:

1) Oxidation:

{\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\højrepil 2{\mbox{H}}^{+}} }

2) Gendannelse:

{\mathsf {{\mbox{F}}_{2}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\højrepil 2{\mbox{F}}^{-}} }

Processen med at donere elektroner er oxidation. Ved oxidation stiger oxidationstilstanden.

{\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\højrepil 2{\mbox{H}}^{+}} }

{\mathsf {{\mbox{S}}^{2-}-2{\mbox{e}}^{-}\højrepil {\mbox{S}}^{0}\pil ned }}

{\mathsf {{\mbox{Al}}^{0}-3{\mbox{e}}^{-}\højrepil {\mbox{Al}}^{3+}}}

{\mathsf ({\mbox{Fe}}^{2+}-{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Fe}}^{3+}}}

{\mathsf {2{\mbox{Hal}}^{-}-2{\mbox{e}}^{-}\højrepil {\mbox{Hal}}_{2}^{0}} }

Processen med at tilføje elektroner er reduktion. Når den reduceres, falder oxidationstilstanden:

{\mathsf {{\mbox{O}}_{2}^{0}+4{\mbox{e}}^{-}\højrepil 2{\mbox{O}}^{2-} }}

{\mathsf {{\mbox{Mn}}^{7+}+5{\mbox{e}}^{-}\højrepil {\mbox{Mn}}^{2+}}}

{\mathsf {{\mbox{Mn}}^{4+}+2{\mbox{e}}^{-}\højrepil {\mbox{Mn}}^{2+}}}

{\mathsf {{\mbox{Cr}}^{6+}+6{\mbox{e}}^{-}\højrepil {\mbox{Cr}}^{0}}}

De atomer eller ioner, der donerer elektroner i denne reaktion, er oxidationsmidler, og de atomer eller ioner, der donerer elektroner, er reduktionsmidler.

For at finde andelen af stoffer, der indgår i en kemisk reaktion, er det ofte nødvendigt at udligne OVR. OVR-udligningen kommer ned til at finde de støkiometriske koefficienter (det vil sige antallet af mol af hver forbindelse). Støkiometriske koefficienter kan kun tage værdier af heltalværdier fra 1 og højere, brøkdele støkiometriske koefficienter er kun tilladt i nogle tilfælde af at skrive termokemiske ligninger fra forløbet af fysisk kemi . Der er to metoder til OVR -udligning: metoden med halvreaktioner og metoden til elektronisk balance. Elektronbalancemetoden er enklere og anvendes i tilfælde af en reaktion i et gasformigt medium (f.eks. forbrændingsprocesser eller termisk nedbrydning af forbindelser). Halvreaktionsmetoden er mere kompliceret og bruges i tilfælde af en reaktion i et flydende medium. Halvreaktionsmetoden opererer ikke med frie atomer og monoatomiske ioner, men med partikler, der faktisk findes i opløsningen og dannes som et resultat af processerne med opløsning og/eller dissociation af reagerende stoffer. Begge metoder indtager en vigtig plads i grundforløbet i almen og uorganisk kemi studeret af studerende fra forskellige uddannelsesinstitutioner [3] .

Noter

↑ I dette, som i mange andre tilfælde, anses brint for at være placeret i gruppe VII i det periodiske system over kemiske grundstoffer over oxiderende halogener .
↑ Det er ligegyldigt, om elektronerne går fra et atom til et andet fuldstændigt ( ionbinding ) eller kun trækkes mere eller mindre væk (polær kovalent binding ). Derfor vil vi i dette tilfælde tale om tilbagevenden eller tiltrædelse af elektroner, uanset den faktiske type valensbinding. Generelt kan redoxprocesser defineres som reaktioner forbundet med overførsel af elektroner fra et atom til et andet. Det vil sige, at valenserne [af kovalente molekylære forbindelser] i disse reaktioner fungerer som oxidationstilstande . Mere strengt i snæver forstand betyder oxidationsgraden blandt andet valenser.
↑ OVR ved halvreaktionsmetoden (utilgængeligt link) . Kemi og kemisk teknologi i livet (10.07.2013). Dato for adgang: 19. januar 2015. Arkiveret fra originalen 19. januar 2015. (ubestemt)

Litteratur

Khomchenko G. P., Sevastyanova K. I., Redox reaktioner, 2. udgave, M., 1980;
Carey F., Sandberg R., Videregående kursus i organisk kemi, trans. fra engelsk, bog. 2, M., 1981, s. 119-41, 308-43;
March J., Organisk kemi, overs. fra engelsk, bind 4, M., 1988, s. 259-341;
Turyai Ya. I., Redox-reaktioner og potentialer i analytisk kemi, M., 1989;
Todres 3. V., Elektronoverførsel i organisk og organometallisk kemi, i: Itogi nauki i tekhniki. Ser. Organic chemistry, bind 12, Moscow, 1989. S.I. Drakin, Z.V. Todres.

Se også

Syre-base reaktioner